Structure électronique de l'atome en ligne. Formule électronique de l'élément

Système périodique des éléments de Mendeleïev. La structure de l'atome.

SYSTÈME PÉRIODIQUE DES ÉLÉMENTS MENDELEEV - classification des produits chimiques. éléments créés par Rus. scientifique D. I. Mendeleev sur la base des périodiques découverts par lui (en 1869). droit.

Moderne libellé de la période. loi: les éléments St-va (manifestés en simple-wah et composés) sont dans le périodique. dépendance de la charge des noyaux de leurs atomes.

La charge du noyau atomique Z est égale au numéro atomique (ordinal) du produit chimique. élément dans P. s. e. M. Si vous organisez tous les éléments dans l'ordre croissant Z. (hydrogène H, Z \u003d 1; hélium He, Z \u003d 2; lithium Li, Z \u003d 3; béryllium Be, Z \u003d 4, etc.), puis ils forment 7 périodes. A chacune de ces périodes, on observe une évolution régulière des éléments St-in, du premier élément de la période (métal alcalin) au dernier (gaz noble). La première période contient 2 éléments, les 2e et 3e - 8 éléments chacun, les 4e et 5e - 18 chacun, le 6e - 32. Dans la 7e période, 19 éléments sont connus. Les 2e et 3e périodes sont généralement appelées petites, toutes ultérieures - grandes. Si vous organisez les périodes sous la forme de rangées horizontales, alors dans le reçu. 8 verticales seront trouvées dans le tableau. Colonnes; ce sont des groupes d'éléments similaires dans leur St. à vous.

Les propriétés des éléments au sein des groupes changent également régulièrement en fonction de l'augmentation de Z. Par exemple, dans le groupe Li - Na - K - Rb - Cs - Fr, la chimie augmente. l'activité du métal, renforcée DOS. caractère des oxydes et des hydroxydes.

De la théorie de la structure de l'atome, il résulte que la périodicité des éléments sacrés est due aux lois de la formation des couches d'électrons autour du noyau. Au fur et à mesure que l'élément Z augmente, l'atome devient plus complexe - le nombre d'électrons entourant le noyau augmente, et il arrive un moment où le remplissage d'une couche d'électrons se termine et la formation de la couche externe suivante commence. Dans le système de Mendeleïev, cela coïncide avec le début d'une nouvelle période. Les éléments avec 1, 2, 3, etc., électrons dans une nouvelle coquille sont similaires à St. pour vous aux éléments qui avaient également 1, 2, 3, etc., électrons externes, bien que leur nombre soit interne. il y avait une (ou plusieurs) couches d'électrons en moins : Na est similaire à Li (un électron externe), Mg - à Be (2 électrons externes) ; A1 - sur B (3 électrons externes), etc. Avec la position de l'élément en P. s. e. M. associé à sa chim. et plein d'autres. physique sv.

Graphique d'options de l'ensemble proposé (environ 1000). images P. s. e. M. Les 2 variantes les plus courantes de P. s. e. M. - tables courtes et longues; c.-l. il n'y a pas de différence fondamentale entre eux. Ci-joint est l'une des options pour un tableau court. Dans le tableau, les nombres de périodes sont donnés dans la première colonne (indiqués par les chiffres arabes 1 à 7). Les numéros de groupe sont indiqués en haut par des chiffres romains I - VIII. Chaque groupe est divisé en deux sous-groupes - a et b. L'ensemble des éléments dirigés par des éléments de petites périodes, parfois appelés. les principaux sous-groupes a-m et (Li mène le sous-groupe des métaux alcalins. F - halogènes, He - gaz inertes, etc.). Dans ce cas, les sous-groupes restants d'éléments de grandes périodes sont appelés. côté.

Éléments avec Z = 58 - 71 en raison de la proximité particulière de la structure de leurs atomes et de la similitude de leur chimie. sv-in forment la famille des lanthanides, qui fait partie IIIe groupe, mais placé au bas du tableau pour plus de commodité. Les éléments avec Z = 90 - 103 sont souvent séparés dans la famille des actinides pour les mêmes raisons. Ils sont suivis d'un élément avec Z = 104 - kurchatov et d'un élément avec Z = 105 (voir Nilsborium). En juillet 1974, les hiboux. les physiciens ont rapporté la découverte d'un élément avec Z = 106, et en janv. 1976 - éléments avec Z = 107. Des éléments ultérieurs avec Z = 108 et 109 ont été synthétisés. Nizh. La frontière de P. avec. e. M. est connu - il est donné par l'hydrogène, car il ne peut y avoir d'élément à charge nucléaire moins d'un. La question est quelle est la limite supérieure de P. s. e. M., c'est-à-dire à quoi Valeur limite peut accéder aux arts. la synthèse des éléments reste non résolue. (Les noyaux lourds sont instables, donc l'américium avec Z = 95 et les éléments suivants ne se trouvent pas dans la nature, mais sont obtenus dans des réactions nucléaires; cependant, dans la région des éléments transuraniens plus éloignés, l'apparition de soi-disant îlots de stabilité est attendue , notamment pour Z = 114.) art. synthèse de nouveaux éléments périodiques. loi et P. s. e. M. joue un rôle primordial. La loi et le système de Mendeleev sont parmi les généralisations les plus importantes des sciences naturelles, ils sous-tendent le moderne. enseignements sur la structure des îles.

La structure électronique de l'atome.

Ce paragraphe et les suivants décrivent des modèles de la couche électronique de l'atome. Il est important de comprendre que nous parlons sur des modèles. Les vrais atomes sont, bien sûr, plus complexes, et nous ne savons toujours pas tout à leur sujet. Cependant, le modèle théorique actuel structure électronique l'atome nous permet d'expliquer avec succès et même de prédire de nombreuses propriétés éléments chimiques, il est donc largement utilisé dans les sciences naturelles.

Pour commencer, considérons plus en détail le modèle "planétaire" proposé par N. Bohr (Fig. 2-3 c).

Riz. 2-3 po. Le modèle "planétaire" de Bohr.

Le physicien danois N. Bohr a proposé en 1913 un modèle de l'atome, dans lequel les particules d'électrons tournent autour du noyau d'un atome à peu près de la même manière que les planètes tournent autour du Soleil. Bohr a suggéré que les électrons dans un atome ne peuvent exister de manière stable que sur des orbites à des distances strictement définies du noyau. Ces orbites, il les appelait stationnaires. Un électron ne peut pas exister en dehors des orbites stationnaires. Pourquoi il en est ainsi, Bohr ne pouvait pas l'expliquer à l'époque. Mais il a montré qu'un tel modèle pouvait expliquer de nombreux faits expérimentaux (plus à ce sujet dans la section 2.7).

Les orbites électroniques dans le modèle de Bohr sont désignées par les nombres entiers 1, 2, 3, ... n, en commençant par celui le plus proche du noyau. Dans ce qui suit, nous appellerons ces orbites niveaux. Les niveaux suffisent à eux seuls à décrire la structure électronique de l'atome d'hydrogène. Mais dans des atomes plus complexes, il s'est avéré que les niveaux se composent d'énergie proche sous-niveaux. Par exemple, le 2e niveau se compose de deux sous-niveaux (2s et 2p). Le troisième niveau se compose de 3 sous-niveaux (3s, 3p et 3d) comme indiqué sur la fig. 2-6. Le quatrième niveau (il ne rentre pas dans l'image) se compose des sous-niveaux 4s, 4p, 4d, 4f. Dans la section 2.7, nous expliquerons d'où viennent exactement ces noms de sous-niveaux et à propos de expériences physiques, qui permettait de "voir" les niveaux et sous-niveaux électroniques dans les atomes.

Riz. 2-6. Le modèle de Bohr pour les atomes plus complexes que l'atome d'hydrogène. Le dessin n'est pas à l'échelle - en fait, les sous-niveaux d'un niveau sont beaucoup ami plus proche A un ami.

Il y a exactement autant d'électrons dans la couche électronique d'un atome qu'il y a de protons dans son noyau, donc l'atome dans son ensemble est électriquement neutre. Les électrons d'un atome peuplent les niveaux et sous-niveaux les plus proches du noyau, car dans ce cas leur énergie est moindre que s'ils peuplaient des niveaux plus éloignés. Chaque niveau et sous-niveau ne peut contenir qu'un certain nombre d'électrons.

Les sous-niveaux, à leur tour, consistent en orbitales(ils ne sont pas représentés sur la Figure 2-6). Au sens figuré, si le nuage d'électrons d'un atome est comparé à une ville ou à une rue où tous les électrons d'un atome donné "vivent", alors le niveau peut être comparé à une maison, le sous-niveau à un appartement et l'orbite à une chambre pour les électrons. Toutes les orbitales de n'importe quel sous-niveau ont la même énergie. Au sous-niveau s, il n'y a qu'une seule "pièce" - l'orbite. Il y a 3 orbitales au sous-niveau p, 5 au sous-niveau d et jusqu'à 7 orbitales au sous-niveau f. Dans chaque "chambre" - les orbitales peuvent "vivre" un ou deux électrons. L'interdiction de plus de deux électrons dans la même orbitale s'appelle interdiction de pauli- nommé d'après le scientifique qui a découvert cette caractéristique importante de la structure de l'atome. Chaque électron d'un atome a sa propre "adresse", qui s'écrit sous la forme d'un ensemble de quatre nombres appelés "quantum". Les nombres quantiques seront discutés en détail dans la section 2.7. Ici, nous ne mentionnons que le nombre quantique principal n(voir Fig. 2-6), qui dans "l'adresse" de l'électron indique le numéro du niveau auquel cet électron existe.

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Électrons

Le concept d'atome est né dans le monde antique pour désigner les particules de matière. En grec, atome signifie « indivisible ».

Le physicien irlandais Stoney, sur la base d'expériences, est arrivé à la conclusion que l'électricité est transportée par les plus petites particules qui existent dans les atomes de tous les éléments chimiques. En 1891, Stoney proposa d'appeler ces particules des électrons, ce qui en grec signifie « ambre ». Quelques années après que l'électron ait reçu son nom, le physicien anglais Joseph Thomson et le physicien français Jean Perrin ont prouvé que les électrons portent une charge négative. C'est la plus petite charge négative, qui en chimie est considérée comme une unité (-1). Thomson a même réussi à déterminer la vitesse de l'électron (la vitesse d'un électron en orbite est inversement proportionnelle au nombre d'orbites n. Les rayons des orbites croissent proportionnellement au carré du nombre d'orbites. Dans la première orbite de l'hydrogène atome (n=1; Z=1), la vitesse est ≈ 2,2 106 m / c, soit environ cent fois inférieure à la vitesse de la lumière c=3 108 m/s.) et la masse d'un électron ( c'est presque 2000 fois moins que la masse d'un atome d'hydrogène).

L'état des électrons dans un atome

L'état d'un électron dans un atome est un ensemble d'informations sur l'énergie d'un électron particulier et l'espace dans lequel il se trouve. Un électron dans un atome n'a pas de trajectoire de mouvement, c'est-à-dire qu'on ne peut parler que de la probabilité de le trouver dans l'espace autour du noyau.

Il peut être situé dans n'importe quelle partie de cet espace entourant le noyau, et sa totalité dispositions diverses considéré comme un nuage d'électrons avec une certaine densité de charge négative. Au sens figuré, cela peut être imaginé comme suit : s'il était possible de photographier la position d'un électron dans un atome en centièmes ou en millionièmes de seconde, comme dans une photo-finish, alors l'électron sur de telles photographies serait représenté sous forme de points. La superposition d'innombrables photographies de ce type donnerait une image d'un nuage d'électrons avec la densité la plus élevée où il y aura la plupart de ces points.

L'espace autour du noyau atomique, dans lequel l'électron est le plus susceptible de se trouver, s'appelle l'orbite. Il contient environ 90 % de nuage électronique, et cela signifie qu'environ 90 % du temps, l'électron se trouve dans cette partie de l'espace. Se distingue par sa forme 4 types d'orbitales actuellement connus, qui sont désignés par le latin lettres s, p, d et f. Une représentation graphique de certaines formes d'orbitales électroniques est montrée dans la figure.

La caractéristique la plus importante du mouvement d'un électron sur une certaine orbite est l'énergie de sa connexion avec le noyau. Les électrons avec des valeurs d'énergie similaires forment une seule couche d'électrons, ou niveau d'énergie. Les niveaux d'énergie sont numérotés à partir du noyau - 1, 2, 3, 4, 5, 6 et 7.

Un entier n, désignant le numéro du niveau d'énergie, est appelé le nombre quantique principal. Il caractérise l'énergie des électrons occupant un niveau d'énergie donné. Les électrons du premier niveau d'énergie, les plus proches du noyau, ont l'énergie la plus faible. Par rapport aux électrons du premier niveau, les électrons des niveaux suivants seront caractérisés par une grande quantité d'énergie. Par conséquent, les électrons du niveau externe sont les moins fortement liés au noyau de l'atome.

Le plus grand nombre d'électrons dans le niveau d'énergie est déterminé par la formule :

N = 2n2,

où N est le nombre maximal d'électrons ; n est le numéro de niveau, ou le nombre quantique principal. Par conséquent, le premier niveau d'énergie le plus proche du noyau ne peut contenir plus de deux électrons ; sur le second - pas plus de 8; le troisième - pas plus de 18 ; le quatrième - pas plus de 32.

À partir du deuxième niveau d'énergie (n = 2), chacun des niveaux est subdivisé en sous-niveaux (sous-couches), qui diffèrent quelque peu les uns des autres par l'énergie de liaison avec le noyau. Le nombre de sous-niveaux est égal à la valeur du nombre quantique principal : le premier niveau d'énergie a un sous-niveau ; le deuxième - deux; troisième - trois ; quatrième - quatre sous-niveaux. Les sous-niveaux, à leur tour, sont formés par des orbitales. Chaque valeurn correspond au nombre d'orbitales égal à n.

Les sous-niveaux sont généralement notés avec des lettres latines, ainsi que la forme des orbitales qui les composent : s, p, d, f.

Protons et neutrons

Un atome de n'importe quel élément chimique est comparable à un minuscule système solaire. Par conséquent, un tel modèle de l'atome, proposé par E. Rutherford, est appelé planétaire.

Le noyau atomique, dans lequel toute la masse de l'atome est concentrée, est constitué de particules de deux types - protons et neutrons.

Les protons ont une charge égale à la charge des électrons, mais de signe opposé (+1), et une masse égale à la masse d'un atome d'hydrogène (elle est acceptée en chimie comme une unité). Les neutrons ne portent aucune charge, ils sont neutres et ont une masse égale à celle d'un proton.

Les protons et les neutrons sont collectivement appelés nucléons (du latin noyau - noyau). La somme du nombre de protons et de neutrons dans un atome s'appelle le nombre de masse. Par exemple, le nombre de masse d'un atome d'aluminium :

13 + 14 = 27

nombre de protons 13, nombre de neutrons 14, nombre de masse 27

Comme la masse de l'électron, qui est négligeable, peut être négligée, il est évident que toute la masse de l'atome est concentrée dans le noyau. Les électrons représentent e - .

Parce que l'atome électriquement neutre, il est également évident que le nombre de protons et d'électrons dans un atome est le même. Il est égal au numéro de série de l'élément chimique qui lui est attribué dans le système périodique. La masse d'un atome est constituée de la masse des protons et des neutrons. Connaissant le numéro de série de l'élément (Z), c'est-à-dire le nombre de protons, et le nombre de masse (A), égal à la somme nombres de protons et de neutrons, vous pouvez trouver le nombre de neutrons (N) en utilisant la formule :

N=A-Z

Par exemple, le nombre de neutrons dans un atome de fer est :

56 — 26 = 30

isotopes

Les variétés d'atomes d'un même élément qui ont la même charge nucléaire mais des nombres de masse différents sont appelées isotopes. Les éléments chimiques trouvés dans la nature sont un mélange d'isotopes. Ainsi, le carbone a trois isotopes avec une masse de 12, 13, 14 ; oxygène - trois isotopes de masse 16, 17, 18, etc. Habituellement donnée dans le système périodique, la masse atomique relative d'un élément chimique est la valeur moyenne des masses atomiques d'un mélange naturel d'isotopes d'un élément donné, en tenant compte de leur abondance relative dans la nature. Les propriétés chimiques des isotopes de la plupart des éléments chimiques sont exactement les mêmes. Cependant, les propriétés des isotopes de l'hydrogène diffèrent considérablement en raison de l'augmentation spectaculaire de leur masse atomique relative; ils ont même reçu des noms individuels et des symboles chimiques.

Éléments de la première période

Schéma de la structure électronique de l'atome d'hydrogène :

Les schémas de la structure électronique des atomes montrent la distribution des électrons sur les couches électroniques (niveaux d'énergie).

La formule électronique graphique de l'atome d'hydrogène (montre la distribution des électrons sur les niveaux et sous-niveaux d'énergie):

Les formules électroniques graphiques des atomes montrent la distribution des électrons non seulement en niveaux et sous-niveaux, mais aussi en orbites.

Dans un atome d'hélium, la première couche d'électrons est terminée - elle a 2 électrons. L'hydrogène et l'hélium sont des éléments s ; pour ces atomes, l'orbitale s est remplie d'électrons.

Tous les éléments de la deuxième période la première couche d'électrons est remplie, et les électrons remplissent les orbitales s et p de la deuxième couche d'électrons conformément au principe de moindre énergie (d'abord s, puis p) et aux règles de Pauli et Hund.

Dans l'atome de néon, la deuxième couche d'électrons est terminée - elle a 8 électrons.

Pour les atomes d'éléments de la troisième période, les première et deuxième couches d'électrons sont terminées, de sorte que la troisième couche d'électrons est remplie, dans laquelle les électrons peuvent occuper les sous-niveaux 3s, 3p et 3d.

Une orbitale d'électrons 3s est complétée au niveau de l'atome de magnésium. Na et Mg sont des éléments s.

Pour l'aluminium et les éléments suivants, le sous-niveau 3p est rempli d'électrons.

Les éléments de la troisième période ont des orbitales 3d non remplies.

Tous les éléments de Al à Ar sont des p-éléments. Les éléments s et p forment les principaux sous-groupes du système périodique.

Éléments de la quatrième à la septième période

Une quatrième couche d'électrons apparaît au niveau des atomes de potassium et de calcium, le sous-niveau 4s est rempli, car il a moins d'énergie que le sous-niveau 3d.

K, Ca - éléments s inclus dans les principaux sous-groupes. Pour les atomes de Sc à Zn, le sous-niveau 3d est rempli d'électrons. Ce sont des éléments 3D. Ils sont inclus dans les sous-groupes secondaires, ils ont une couche électronique pré-externe remplie, ils sont appelés éléments de transition.

Faites attention à la structure des couches d'électrons des atomes de chrome et de cuivre. En eux, une "défaillance" d'un électron du sous-niveau 4s au sous-niveau 3d se produit, ce qui s'explique par la plus grande stabilité énergétique des configurations électroniques résultantes 3d 5 et 3d 10 :

Dans l'atome de zinc, la troisième couche d'électrons est terminée - tous les sous-niveaux 3s, 3p et 3d y sont remplis, au total il y a 18 électrons dessus. Dans les éléments suivant le zinc, la quatrième couche d'électrons continue d'être remplie, le sous-niveau 4p.

Les éléments de Ga à Kr sont des p-éléments.

La couche externe (quatrième) de l'atome de krypton est complète et possède 8 électrons. Mais il ne peut y avoir que 32 électrons dans la quatrième couche d'électrons ; les sous-niveaux 4d et 4f de l'atome de krypton restent encore vides.Les éléments de la cinquième période remplissent les sous-niveaux dans l'ordre suivant : 5s - 4d - 5p. Et il y a aussi des exceptions liées à " échec» électrons, y 41 Nb, 42 Mo, 44 ​​​​Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

Dans les sixième et septième périodes, des éléments f apparaissent, c'est-à-dire des éléments dans lesquels les sous-niveaux 4f et 5f de la troisième couche électronique externe sont remplis, respectivement.

Les éléments 4f sont appelés lanthanides.

Les éléments 5f sont appelés actinides.

L'ordre de remplissage des sous-niveaux électroniques dans les atomes des éléments de la sixième période: 55 Cs et 56 Ba - 6s-éléments; 57 La … 6s 2 5d x - élément 5d ; 58 Ce - 71 Lu - éléments 4f ; 72 Hf - 80 Hg - éléments 5d ; 81 T1 - 86 Rn - éléments 6d. Mais même ici, il existe des éléments dans lesquels l'ordre de remplissage des orbitales électroniques est «violé», ce qui, par exemple, est associé à une plus grande stabilité énergétique des sous-niveaux f à moitié et complètement remplis, c'est-à-dire nf 7 et nf 14. Selon le sous-niveau de l'atome qui est rempli d'électrons en dernier, tous les éléments sont divisés en quatre familles électroniques, ou blocs :

• éléments s. Le sous-niveau s du niveau externe de l'atome est rempli d'électrons; les éléments s comprennent l'hydrogène, l'hélium et les éléments des principaux sous-groupes des groupes I et II.

• p-éléments. Le sous-niveau p du niveau externe de l'atome est rempli d'électrons; Les éléments p comprennent les éléments des sous-groupes principaux des groupes III-VIII.

• éléments d. Le sous-niveau d du niveau préexterne de l'atome est rempli d'électrons; Les éléments d comprennent les éléments des sous-groupes secondaires des groupes I à VIII, c'est-à-dire les éléments des décennies intercalaires de grandes périodes situées entre les éléments s et p. Ils sont aussi appelés éléments de transition.

• éléments f. Le sous-niveau f du troisième niveau extérieur de l'atome est rempli d'électrons ; ceux-ci comprennent les lanthanides et les antinoïdes.

Le physicien suisse W. Pauli en 1925 a établi que dans un atome d'une orbitale, il ne peut y avoir plus de deux électrons ayant des spins opposés (antiparallèles) (traduit de l'anglais - "broche"), c'est-à-dire ayant des propriétés qui peuvent être conditionnellement imaginées comme la rotation d'un électron autour de son axe imaginaire : dans le sens des aiguilles d'une montre ou dans le sens inverse des aiguilles d'une montre.

Ce principe s'appelle Principe de Pauli. S'il y a un électron dans l'orbite, alors on l'appelle non apparié, s'il y en a deux, alors ce sont des électrons appariés, c'est-à-dire des électrons avec des spins opposés. La figure montre un diagramme de la division des niveaux d'énergie en sous-niveaux et l'ordre dans lequel ils sont remplis.

Très souvent, la structure des coquilles d'électrons des atomes est représentée à l'aide de cellules énergétiques ou quantiques - elles écrivent les formules électroniques dites graphiques. Pour cet enregistrement, la notation suivante est utilisée : chaque cellule quantique est désignée par une cellule qui correspond à une orbitale ; chaque électron est indiqué par une flèche correspondant au sens du spin. Lors de l'écriture d'une formule électronique graphique, deux règles sont à retenir : Principe de Pauli et règle de F. Hund, selon lequel les électrons occupent d'abord les cellules libres un à la fois et ont en même temps la même valeur de spin, et seulement ensuite ils s'apparient, mais les spins, selon le principe de Pauli, seront déjà dirigés de manière opposée.

Règle de Hund et principe de Pauli

règle de Hund- la règle de la chimie quantique, qui détermine l'ordre de remplissage des orbitales d'une certaine sous-couche et est formulée comme suit : la valeur totale du nombre quantique de spin des électrons de cette sous-couche doit être maximale. Formulé par Friedrich Hund en 1925.

Cela signifie que dans chacune des orbitales de la sous-couche, un électron est d'abord rempli, et seulement après l'épuisement des orbitales non remplies, un deuxième électron est ajouté à cette orbitale. Dans ce cas, il y a deux électrons avec des spins demi-entiers de signe opposé sur la même orbitale, qui s'apparient (forment un nuage à deux électrons) et, par conséquent, le spin total de l'orbitale devient égal à zéro.

Autre libellé: En dessous en énergie se trouve le terme atomique pour lequel deux conditions sont satisfaites.

1. La multiplicité est maximale
2. Lorsque les multiplicités coïncident, l'impulsion orbitale totale L est maximale.

Analysons cette règle en utilisant l'exemple du remplissage des orbitales du p-sous-niveau p- éléments de la deuxième période (c'est-à-dire du bore au néon (dans le schéma ci-dessous, les lignes horizontales indiquent les orbitales, les flèches verticales indiquent les électrons et la direction de la flèche indique l'orientation du spin).

La règle de Klechkovsky

La règle de Klechkovsky -à mesure que le nombre total d'électrons dans les atomes augmente (à mesure que les charges de leurs noyaux augmentent, ou Numéros de sérieéléments chimiques), les orbitales atomiques sont peuplées de telle manière que l'apparition d'électrons dans les orbitales d'énergie plus élevée ne dépend que du nombre quantique principal n et ne dépend pas de tous les autres nombres quantiques, y compris l. Physiquement, cela signifie que dans un atome de type hydrogène (en l'absence de répulsion interélectron), l'énergie orbitale d'un électron n'est déterminée que par l'éloignement spatial de la densité de charge électronique du noyau et ne dépend pas des caractéristiques de son mouvement dans le domaine du noyau.

La règle empirique de Klechkovsky et la séquence de séquences d'une séquence d'énergie réelle quelque peu contradictoire d'orbitales atomiques n'en découlent que dans deux cas du même type: pour les atomes Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au, il y a un "échec" d'un électron avec s - sous-niveau de la couche externe au sous-niveau d de la couche précédente, ce qui conduit à un état énergétiquement plus stable de l'atome, à savoir: après avoir rempli l'orbite 6 avec deux électrons s

Regardons comment un atome est construit. Gardez à l'esprit que nous ne parlerons que des modèles. En pratique, les atomes sont une structure beaucoup plus complexe. Mais grâce aux développements modernes, nous sommes capables d'expliquer et même de prédire avec succès des propriétés (même si ce n'est pas toutes). Alors, quelle est la structure d'un atome? De quoi est-ce fait"?

Modèle planétaire de l'atome

Il a été proposé pour la première fois par le physicien danois N. Bohr en 1913. C'est la première théorie de la structure de l'atome basée sur des faits scientifiques. En outre, elle a jeté les bases d'une terminologie thématique moderne. Dans celui-ci, les électrons-particules produisent des mouvements de rotation autour de l'atome sur le même principe que les planètes autour du Soleil. Bohr a suggéré qu'ils ne pouvaient exister que sur des orbites situées à une distance strictement définie du noyau. Pourquoi exactement, le scientifique du point de vue scientifique ne pouvait pas expliquer, mais un tel modèle a été confirmé par de nombreuses expériences. Des nombres entiers ont été utilisés pour désigner les orbites, en commençant par l'unité numérotée la plus proche du noyau. Toutes ces orbites sont également appelées niveaux. L'atome d'hydrogène n'a qu'un seul niveau sur lequel tourne un électron. Mais les atomes complexes ont plus de niveaux. Ils sont divisés en composants qui unissent des électrons dont le potentiel énergétique est proche. Ainsi, le second a déjà deux sous-niveaux - 2s et 2p. Le troisième en a déjà trois - 3s, 3p et 3d. Etc. D'abord, les sous-niveaux les plus proches du noyau sont « peuplés », puis les plus éloignés. Chacun d'eux ne peut contenir qu'un certain nombre d'électrons. Mais ce n'est pas la fin. Chaque sous-niveau est divisé en orbitales. Comparons avec vie ordinaire. Le nuage d'électrons d'un atome est comparable à une ville. Les niveaux sont des rues. Sous-niveau - une maison privée ou un appartement. Orbitale - chambre. Chacun d'eux "vit" un ou deux électrons. Tous ont des adresses spécifiques. Ce fut le premier diagramme de la structure de l'atome. Et enfin, à propos des adresses des électrons : elles sont déterminées par des ensembles de nombres, que l'on appelle "quantiques".

modèle d'onde d'un atome

Mais au fil du temps, le modèle planétaire a été révisé. Une deuxième théorie de la structure de l'atome a été proposée. Il est plus parfait et permet d'expliquer les résultats d'expériences pratiques. Le modèle ondulatoire de l'atome, proposé par E. Schrödinger, a remplacé le premier. Ensuite, il était déjà établi qu'un électron peut se manifester non seulement comme une particule, mais aussi comme une onde. Qu'a fait Schrödinger ? Il a appliqué une équation décrivant le mouvement d'une onde en Ainsi, on peut trouver non pas la trajectoire d'un électron dans un atome, mais la probabilité de sa détection en un certain point. Les deux théories sont unies par le fait que les particules élémentaires se trouvent à des niveaux, sous-niveaux et orbitales spécifiques. C'est là que s'arrête la similitude des modèles. Permettez-moi de vous donner un exemple - en théorie des ondes, une orbitale est une région où il sera possible de trouver un électron avec une probabilité de 95 %. Le reste de l'espace représente 5% Mais finalement, il s'est avéré que les caractéristiques de la structure des atomes sont représentées à l'aide d'un modèle d'onde, malgré le fait que la terminologie utilisée soit générale.

Le concept de probabilité dans ce cas

Pourquoi ce terme a-t-il été utilisé ? Heisenberg a formulé le principe d'incertitude en 1927, qui est maintenant utilisé pour décrire le mouvement des microparticules. Il est basé sur leur différence fondamentale avec les corps physiques ordinaires. Qu'est-ce que c'est? La mécanique classique supposait qu'une personne pouvait observer des phénomènes sans les affecter (observation des corps célestes). Sur la base des données reçues, il est possible de calculer où l'objet sera à un certain moment. Mais dans le microcosme, les choses sont forcément différentes. Ainsi, par exemple, observer un électron sans l'influencer n'est plus possible du fait que les énergies de l'instrument et de la particule sont incomparables. Cela conduit au fait que l'emplacement d'une particule élémentaire, son état, sa direction, sa vitesse de déplacement et d'autres paramètres changent. Et cela n'a aucun sens de parler des caractéristiques exactes. Le principe d'incertitude lui-même nous dit qu'il est impossible de calculer la trajectoire exacte de l'électron autour du noyau. Vous ne pouvez spécifier que la probabilité de trouver une particule dans une certaine zone de l'espace. C'est la particularité de la structure des atomes d'éléments chimiques. Mais cela devrait être pris en compte exclusivement par les scientifiques dans les expériences pratiques.

Composition de l'atome

Mais concentrons-nous sur l'ensemble du sujet. Ainsi, en plus de la coquille électronique bien pensée, le deuxième composant de l'atome est le noyau. Il est composé de protons chargés positivement et de neutrons neutres. Nous connaissons tous le tableau périodique. Le nombre de chaque élément correspond au nombre de protons qu'il possède. Le nombre de neutrons est égal à la différence entre la masse d'un atome et son nombre de protons. Il peut y avoir des dérogations à cette règle. Ensuite, ils disent qu'un isotope de l'élément est présent. La structure d'un atome est telle qu'il "entoure" coquille d'électrons. est généralement égal au nombre de protons. La masse de ce dernier est environ 1840 fois supérieure à celle du premier et est approximativement égale au poids du neutron. Le rayon du noyau est d'environ 1/200 000 du diamètre d'un atome. Lui-même a une forme sphérique. C'est, en général, la structure des atomes d'éléments chimiques. Malgré la différence de masse et de propriétés, ils se ressemblent à peu près.

Orbites

En parlant de ce qu'est le schéma de la structure d'un atome, on ne peut pas rester silencieux à leur sujet. Il existe donc ces types :

1. s. Ils ont une forme sphérique.
2. p. Ils ressemblent à des huit volumineux ou à un fuseau.
3. d et f. Ils ont une forme complexe difficile à décrire dans un langage formel.

Un électron de chaque type peut être trouvé avec une probabilité de 95% sur le territoire de l'orbitale correspondante. Les informations présentées doivent être prises avec calme, car il s'agit plutôt d'un modèle mathématique abstrait que d'un état de fait physique réel. Mais avec tout cela, il a un bon pouvoir prédictif concernant les propriétés chimiques des atomes et même des molécules. Plus le niveau est éloigné du noyau, plus il est possible d'y placer d'électrons. Ainsi, le nombre d'orbitales peut être calculé à l'aide d'une formule spéciale : x 2. Ici x est égal au nombre de niveaux. Et puisque jusqu'à deux électrons peuvent être placés sur l'orbite, la formule pour leur recherche numérique ressemblera à ceci : 2x 2.

Orbites : données techniques

Si nous parlons de la structure de l'atome de fluor, il aura alors trois orbitales. Tous seront comblés. L'énergie des orbitales dans le même sous-niveau est la même. Pour les désigner, ajoutez le numéro de couche : 2s, 4p, 6d. Nous revenons à la conversation sur la structure de l'atome de fluor. Il aura deux sous-niveaux s et un sous-niveau p. Il a neuf protons et le même nombre d'électrons. Premier niveau s. Ce sont deux électrons. Puis le deuxième niveau s. Deux électrons de plus. Et 5 remplit le niveau p. Voici sa structure. Après avoir lu le sous-titre suivant, vous pouvez le faire vous-même actions nécessaires et s'en assurer. Si nous parlons du fluor auquel appartient également, il convient de noter que, bien qu'ils appartiennent au même groupe, leurs caractéristiques diffèrent complètement. Ainsi, leur point d'ébullition varie de -188 à 309 degrés Celsius. Alors pourquoi sont-ils fusionnés ? Tous merci propriétés chimiques. Tous les halogènes, et dans la plus large mesure le fluor, ont le pouvoir oxydant le plus élevé. Ils réagissent avec les métaux et peuvent s'enflammer spontanément à température ambiante sans aucun problème.

Comment les orbites sont-elles remplies ?

Selon quelles règles et principes les électrons sont-ils disposés ? Nous vous proposons de vous familiariser avec les trois principales dont la formulation a été simplifiée pour une meilleure compréhension :

1. Le principe de moindre énergie. Les électrons ont tendance à remplir les orbitales par ordre croissant d'énergie.
2. principe de Pauli. Une orbitale ne peut pas contenir plus de deux électrons.
3. règle de Hund. Dans un sous-niveau, les électrons remplissent d'abord les orbitales libres, puis forment des paires.

En matière de remplissage, la structure de l'atome aidera également dans ce cas, cela deviendra plus compréhensible en termes d'image. Par conséquent, lorsque Travaux pratiques avec la construction de circuits d'éléments, il est nécessaire de le garder à portée de main.

Exemple

Afin de résumer tout ce qui a été dit dans le cadre de l'article, vous pouvez faire un échantillon de la façon dont les électrons d'un atome sont répartis sur leurs niveaux, sous-niveaux et orbitales (c'est-à-dire quelle est la configuration de niveau). Il peut être représenté sous la forme d'une formule, d'un diagramme d'énergie ou d'un diagramme de couches. Il y a ici de très bonnes illustrations qui, après un examen attentif, aident à comprendre la structure de l'atome. Ainsi, le premier niveau est rempli en premier. Il n'a qu'un seul sous-niveau, dans lequel il n'y a qu'une seule orbite. Tous les niveaux sont remplis séquentiellement, en commençant par le plus petit. Premièrement, dans un sous-niveau, un électron est placé dans chaque orbitale. Ensuite, des paires sont créées. Et s'il y en a des gratuits, il passe à un autre sujet de remplissage. Et maintenant, vous pouvez découvrir indépendamment quelle est la structure de l'atome d'azote ou de fluor (ce qui a été considéré plus tôt). Cela peut être un peu délicat au début, mais vous pouvez naviguer en regardant les images. Pour plus de clarté, regardons la structure de l'atome d'azote. Il a 7 protons (avec les neutrons qui composent le noyau) et le même nombre d'électrons (qui composent la couche d'électrons). Le premier niveau s est rempli en premier. Il possède 2 électrons. Vient ensuite le deuxième niveau s. Il possède également 2 électrons. Et les trois autres sont placés au niveau p, où chacun d'eux occupe une orbitale.

Conclusion

Comme vous pouvez le voir, la structure de l'atome n'est pas sujet difficile(si vous l'abordez du point de vue d'un cours de chimie à l'école, bien sûr). Et comprend ce sujet ce n'est pas difficile. Enfin, je voudrais vous informer sur certaines fonctionnalités. Par exemple, en parlant de la structure de l'atome d'oxygène, nous savons qu'il a huit protons et 8 à 10 neutrons. Et puisque tout dans la nature tend à s'équilibrer, deux atomes d'oxygène forment une molécule, où deux électrons non appariés forment une liaison covalente. De même, une autre molécule d'oxygène stable, l'ozone (O 3 ), se forme. Connaissant la structure de l'atome d'oxygène, il est possible de formuler correctement des réactions oxydatives impliquant la substance la plus courante sur Terre.

Algorithme pour compiler la formule électronique d'un élément :

1. Déterminez le nombre d'électrons dans un atome à l'aide du tableau périodique des éléments chimiques D.I. Mendeleev.

2. Par le numéro de la période dans laquelle se trouve l'élément, déterminez le nombre de niveaux d'énergie; le nombre d'électrons dans le dernier niveau électronique correspond au numéro de groupe.

3. Divisez les niveaux en sous-niveaux et orbitales et remplissez-les d'électrons conformément aux règles de remplissage des orbitales :

Il faut se rappeler que le premier niveau a un maximum de 2 électrons. 1s2, sur la seconde - un maximum de 8 (deux s et six R : 2s 2 2p 6), le troisième - un maximum de 18 (deux s, six p, et dix ré : 3s 2 3p 6 3d 10).

• Nombre quantique principal n devrait être minime.
• Rempli en premier s- sous-niveau, alors p-, d-b f- sous-niveaux.
• Les électrons remplissent les orbitales par ordre croissant d'énergie orbitale (règle de Klechkovsky).
• Au sein du sous-niveau, les électrons occupent d'abord les orbitales libres une à la fois, et seulement après cela, ils forment des paires (règle de Hund).
• Il ne peut y avoir plus de deux électrons dans une orbitale (principe de Pauli).

Exemples.

1. Composez la formule électronique de l'azote. À tableau périodique l'azote est au numéro 7.

2. Composez la formule électronique de l'argon. Dans le tableau périodique, l'argon est au numéro 18.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6.

3. Composez la formule électronique du chrome. Dans le tableau périodique, le chrome est le numéro 24.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5

Diagramme énergétique du zinc.

4. Composez la formule électronique du zinc. Dans le tableau périodique, le zinc est le numéro 30.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10

Notez qu'une partie de la formule électronique, à savoir 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 est la formule électronique de l'argon.

La formule électronique du zinc peut être représentée par.